Chemistry: บทที่2อะตอมและสมบัติของธาตุ

ชนิดของธาตุ

ธาตุ คือ สารบริสุทธิ์ที่ประกอบด้วยอะตอมชนิดเดียวกัน มีสถานะต่าง ๆ ทั้งของแข็ง ของเหลวและก๊าซ ธาตุต่างชนิดกันสามารถรวมตัวหรือทำปฏิกิริยากันกลายเป็นสารประกอบชนิดต่าง ๆ ด้วยอัตราส่วนโดยมวลคงที่

เนื่องจากธาตุต่าง ๆ ในปัจจุบันนี้มีจำนวนมากกว่า 105 ธาตุ แต่ละธาตุมีสมบัติแตกต่างกันเป็นส่วนใหญ่ การที่จะศึกษาสมบัติของธาตุแต่ละชนิดนั้นเป็นเรื่องยุ่งยากและเสียเวลา ในทางปฏิบัติจึงจัดธาตุเป็นหมวดหมู่โดยตั้งเกณฑ์กำหนดต่าง ๆ กัน เช่น โดยอาศัยการนำไฟฟ้า โดยอาศัยสถานะ โดยอาศัยการจัดเรียงอิเล็กตรอน เป็นต้น ในบทนี้จะจัดธาตุออกเป็นหมวดหมู่โดยอาศัยสมบัติคลอไรด์ ออกไซด์ และซัลไฟด์ของธาตุ โดยในขั้นแรกจะศึกษาสมบัติของสารประกอบดังกล่าวสำหรับธาตุเพียง 20 ธาตุแรก แล้วนำสมบัติที่ได้มาจัดธาตุเป็นหมวดหมู่ ซึ่งจะเป็นจุดเริ่มต้นของการศึกษาสมบัติของธาตุอื่น ๆ และเป็นจุดเริ่มต้นของการจัดตารางธาตุที่ใช้อยู่ในปัจจุบัน

แนวโน้มความเป็นโลหะและอโลหะของธาตุในตารางธาตุ

ในภาวะปกติ ธาตุบางชนิดดำรงอยู่สถานะของแข็ง บางชนิดเป็นของเหลว และบางชนิดเป็นก๊าซ เราสามารถแบ่งสมบัติของธาตุทั้งหมดออกได้เป็นสามพวกใหญ่ๆ คือ โลหะ อโลหะ และกึ่งโลหะ

ตารางที่ 1 แสดงตัวอย่างของธาตุโลหะและอโลหะที่เราพอรู้จักกันดี

การที่เราจำแนกธาตุทั้งหลายออกเป็นโลหะกับอโลหะนั้น ก็เนื่องจากธาตุต่างๆ มีสมบัติเฉพาะตัวแตกต่างกัน แต่ก็มีสมบัติบางประการเหมือนกันหรือคล้ายกัน ซึ่งพอจะแยกออกเป็นสามพวกได้ดังนี้

1. โลหะ (metal) เป็นกลุ่มธาตุที่มีสมบัติเป็นตัวนำไฟฟ้าได้ นำความร้อนที่ดี เหนียว มีจุดเดือดสูง ปกติเป็นของแข็งที่อุณหภูมิห้อง (ยกเว้น ปรอท) เช่น แคลเซียม อะลูมิเนียม เหล็ก เป็นต้น

2. อโลหะ (non-metal) เป็นกลุ่มธาตุที่มีสมบัติไม่นำไฟฟ้า มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดต่ำ เปราะบาง และมีการแปรผันทางด้านคุณสมบัติทางกายภาพมากกว่าโลหะ เช่น ออกซิเจน กำมะถัน ฟอสฟอรัส เป็นต้น

อะตอมและโครงสร้างอะตอม

. ส่วนที่เล็กที่สุดของธาตุซึ่งเข้าทําปฏิกิริยาเคมีได้ อะตอม ประกอบด้วยอนุภาคมูลฐานที่สําคัญ คือ นิวเคลียสเป็นแกนกลาง และมีอิเล็กตรอนเคลื่อนที่อยู่โดยรอบ, เดิมเรียกว่า ปรมาณู.

โครงสร้างอะตอม

ดีโมครีตัส ( นักปราชญ์ชาวกรีก) ได้กล่าวว่าทุกสิ่งทุกอย่างประกอบขึ้นจาก อนุภาคที่เล็กมาก เล็กมากจนไม่สามารถมองเห็นได้ อนุภาคเล็กๆ เหล่านี้จะรวมพวกเข้าด้วยกันโดยวิธิการต่างๆ สำหรับอนุภาคเองนั้นไม่มีการเปลี่ยนแปลงและไม่สามารถจะแตกแยกออกเป็นชิ้นส่วนที่เล็กลงไปอีกได้ ดีโมครี- ตัสตั้งชื่ออนุภาคนี้ว่าอะตอม (Atom) จากภาษากรีกที่ว่า atoms ซึ่งมีความหมายว่า ไม่สามารถแบ่งแยกได้อีก ตามความคิดเห็นของเขา อะตอมเป็นชิ้นส่วนที่เล็กที่สุดของสสารที่สามารถจะคงอยู่ได้

ประโยชน์จากการเรียนเรื่องโครงสร้างอะตอม

1. ทราบสมบัติทางเคมีและสมบัติการเปล่งแสงของธาตุ
2. เราสามารถศึกษาแกแล็กซี่ (galaxy) ดวงดาวและดาวเคราะห์ต่างๆ โดยพิจารณาจากการศึกษาสเปกตรัมที่ได้จากดวงดาว

แบบจำลองอะตอมของจอห์นดอลตัน

จอห์น ดอลตัน นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษได้เสนอทฤษฎีอะตอมโดยอาศัยข้อมูลจากการทดลองที่พอจะศึกษาได้และนับว่าเป็นทฤษฎีแรกที่เกี่ยวกับอะตอมที่พอจะเชื่อถือได้ ซึ่งมีใจความดังนี้

แบบจำลองอะตอมของจอห์นดอลตัน

สารทุกชนิดประกอบด้วยอนุภาคขนาดเล็กที่สุดเรียกว่า “ อะตอม”
อะตอมจะไม่สามารถแบ่งแยกได้ และไม่สามารถสร้างขึ้นใหม่ได้
อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันจะมีสมบัติเหมือนกันทุกประการ
อะตอมของธาตุต่างกันจะมีสมบัติต่างกัน
ธาตุตั้งแต่สองชนิดขึ้นไปสามารถรวมตัวกันเกิดเป็นสารประกอบ โดยมีอัตราส่วนการรวมตัวเป็นตัวเลขอย่างง่าย เช่น CO CO 2

จากทฤษฎีอะตอมของดาลตัน แบบจำลองอะตอมมีลักษณะดังรูป

ลักษณะแบบจำลองอะตอมของดอลตัน

( ตามทฤษฎีอะตอมของดอลตัน อะตอมในแนวคิดปัจจุบัน ข้อ 1, 3, 4 ใช้ไม่ได้ในปัจจุบัน)
ข้อ 1. อะตอมไม่ใช่สิ่งที่เล็กที่สุด อะตอมยังประกอบด้วยอนุภาคอิเล็กตรอน, โปรตอน, นิวตรอน เป็นต้น
ข้อ 3 - 4 อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันมีคุณสมบัติทางกายภาพไม่เหมือนกัน กล่าวคือมีมวลไม่เท่ากัน ซึ่งจะได้กล่าวต่อไป ในเรื่อง " ไอโซโทรป"

แบบจำลองอะตอมของทอมสัน

ทอมสัน ค้นพบ อิเล็กตรอน
การทดลองของรอเบิร์ด แอนดรูส์ มิลลิแกน ได้ผลการทดลองว่า อิเล็กตรอนมีประจุไฟฟ้าเท่ากับ 1.60 x 10 -19 คูลอมบ์ และอิเล็กตรอนมีมวลเท่ากับ 9.11 x 10 -28 กรัม
โกลด์สไตน์ ค้นพบ โปรตอน

จากผลการทดลองของทอมสัน โกลด์สไตน์ ทำให้ทอมสันได้ข้อมูลเกี่ยวกับอะตอมมากขึ้นเขาจึงเสนอแบบจำลองอะตอมว่า

อะตอมมีลักษณะเป็นทรงกลม
อะตอมไม่ใช่สิ่งที่เล็กที่สุด แต่อะตอมจะประกอบด้วยอิเล็กตรอน และอนุภาคอื่นๆอีก
อะตอมประกอบด้วยอนุภาคอิเล็กตรอนที่มีประจุเป็นลบ อนุภาคโปรตอนมีประจุเป็นบวก
อะตอมจะมีโปรตอนและอิเล็กตรอนกระจายอยู่ทั่วไปอย่างสม่ำเสมอ
อะตอมเป็นกลางทางไฟฟ้า เพราะ มีจำนวนประจุบวกเท่ากับประจุลบ

จากทฤษฎีอะตอมของทอมสัน แบบจำลองอะตอมมีลักษณะดังรูป

ลักษณะแบบจำลองอะตอมของทอมสัน

แบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด

อะตอมจะประกอบด้วยนิวเคลียสที่มีโปรตอนและนิวตรอนรวมตัวกันอยู่อย่างหนาแน่นอยู่ตรงกลางนิวเคลียสมีขนาดเล็กมากมีมวลมาก และมีประจุบวกส่วนอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุเป็นลบและมีมวลน้อยมาก จะวิ่งรอบนิวเคลียสเป็นวงกว้าง การค้นพบนิวตรอน เนื่องจากมวลของอะตอมส่วนใหญ่อยู่ที่นิวเคลียสซึ่งเป็นมวลของโปรตอนแต่โปรตอนมีมวลประมาณครึ่งหนึ่งของนิวเคลียสเท่านั้น แสดงว่าต้องมีอนุภาคซึ่งไม่มีประจุไฟฟ้าแต่มีมวลใกล้เคียงกับโปรตอนอยู่ในอะตอมด้วย เจมส์ แชวิก นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ จึงศึกษาทดลองเพิ่มเติมจนพบนิวตรอนซึ่งเป็นกลางทางไฟฟ้า อะตอมของธาตุทุกชนิดในโลกจะมีนิวตรอนเสมอ ยกเว้นอะตอมของไฮโดรเจนในรูปของไอโซโทป

สรุปแบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด อะตอมประกอบด้วยนิวเคลียสที่มีโปรตอนรวมกันอยู่ตรงกลาง นิวเคลียสมีขนาดเล็ก แต่มีมวลมากและมีประจุเป็นบวก ส่วนอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุเป็นลบ และมีมวลน้อยมาก จะวิ่งอยู่รอบนิวเคลียสเป็นบริเวณกว้าง

จากทฤษฎีอะตอมของ รัทเทอร์ฟอร์ด แบบจำลองอะตอมมีลักษณะดังรูป

ลักษณะแบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด

แบบจำลองอะตอมของนีลส์โบร์

นักวิทยาศาสตร์ได้พยายามศึกษาลักษณะของการจัดอิเล็กตรอนรอบๆ อะตอม โดยแบ่งการศึกษาออกเป็น 2 ส่วน ส่วนแรกเป็นการศึกษษเกี่ยวกับสเปกตรัมของอะตอม ซึ่งทำให้ทราบว่าภายในอะตอมมีการจัดระดับพลังงานเป็นชั้นๆ ในแต่ละชั้นจะมีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่ ส่วนที่สองเป็นการศึกษาเกี่ยวกับพลังงานไอโอไนเซชัน เพื่อดูว่าในแต่ละระดับพลังงานจะมีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่ได้กี่ตัว

สเปกตรัม หมายถึง อนุกรมของแถบสีหรือเส้นที่ได้จากการผ่านพลังงานรังสีเข้าไปในสเปกโตรสโคป ซึ่งทำให้พลังงานรังสีแยกออกเป็นแถบหรือเป็นเส้น ที่มีความยาวคลื่นต่างๆเรียงลำดับกันไป

นีลส์โบร์ ได้เสนอแบบจำลองอะตอมขึ้นมา สรุปได้ดังนี้
1 . อิเล็กตรอนจะเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสเป็นชั้นๆ ตามระดับพลังงาน และแต่ละชั้นจะมีพลังงานเป็นค่าเฉพาะตัว
2. อิเล็กตรอนที่อยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดจะเรียกว่าระดับพลังงานต่ำสุดยิ่งอยู่ห่างจากนิวเคลียสมากขึ้น ระดับพลังงานจะยิ่งสูงขึ้น
3. อิเล็กตรอนที่อยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดจะเรียกระดับพลังงาน n = 1 ระดับพลังงานถัดไปเรียกระดับพลังงาน n =2, n = 3,... ตามลำดับ หรือเรียกเป็นชั้น K , L , M , N ,O , P , Q ....

จากทฤษฎีอะตอมของ นีลส์โบร์ แบบจำลองอะตอมมีลักษณะดังรูป

ลักษณะแบบจำลองอะตอมของนีลส์โบร์

แบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก

เป็นแบบจำลองที่นักวิทยาศาสตร์คิดว่าเป็นไปได้มากที่สุดทั้งนี้ได้จากการประมวลผลการทดลองและข้อมูลต่างๆ อะตอมภายหลังจากที่นีลส์โบร์ ได้เสนอแบบจำลองอะตอมขึ้นมา อาจสรุปได้ดังนี้
1. อิเล็กตรอนไม่สามารถวิ่งรอบนิวเคลียสด้วยรัศมีที่แน่นอน บางครั้งเข้าใกล้บางครั้งออกห่าง จึงไม่สามารถบอกตำแหน่งที่แน่นอนได้ แต่ถ้าบอกได้แต่เพียงที่พบอิเล็กตรอนตำแหน่งต่างๆภายในอะตอมและอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่เร็วมากจนเหมือนกับอิเล็กตรอนอยู่ทั่วไป ในอะตอมลักษณะนี้เรียกว่า " กลุ่มหมอก"
2. กลุ่มหมอกของอิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่างๆจะมีรูปทรงต่างกันขึ้นอยู่กับจำนวนอิเล็กตรอน และระดับพลังงานอิเล็กตรอน
3. กลุ่มหมอกที่มีอิเล็กตรอนระดับพลังงานต่ำจะอยู่ใกล้นิวเคลียสส่วนอิเล็กตรอนที่มีระดับพลังงานสูงจะอยู่ไกลนิวเคลียส
4. อิเล็กตรอนแต่ละตัวไม่ได้อยู่ในระดับพลังงานใดพลังงานหนึ่งคงที่
5. อะตอมมีอิเล็กตรอนหลายๆระดับพลังงาน

ลักษณะแบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก

เลขอะตอม เลขมวล และสัญลักษณ์นิวเคลียร์

1. จำนวนโปรตอนในนิวเคลียสเรียกว่า เลขอะตอม (atomic number, Z)
2. ผลบวกของจำนวนโปรตอนกับนิวตรอนเรียกว่า เลขมวล (mass number, A)

A = Z + N โดยที่ N เป็นจำนวนนิวตรอน
( เลขเชิงมวลจะเป็นจำนวนเต็มและมีค่าใกล้เคียงกับมวลของอะตอม)

การเขียนสัญลักษณ์นิวเคลียร์

เขียน (A) ไว้ข้างบนด้านซ้ายของสัญลักษณ์ธาตุ
เขียน (Z) ไว้ข้างล่างด้านซ้ายของสัญลักษณ์ธาตุ
X = สัญลักษณ์ของธาตุ

คำศัพท์ที่ควรทราบ

ไอโซโทป ( Isotope ) หมายถึง อะตอมของธาตุชนิดเดียวกัน มีเลขอะตอมเท่ากัน แต่มีเลขมวลต่างกัน เช่น

ไอโซบาร์ ( Isobar ) หมายถึง อะตอมของธาตุต่างชนิดกันที่มีเลขมวลเท่ากัน แต่มีเลขอะตอมไม่เท่ากัน เช่น

ไอโซโทน ( Isotone ) หมายถึง อะตอมของธาตุต่างชนิดกันแต่มีจำนวนนิวตรอนเท่ากัน เช่น

การหาอนุภาคมูลฐานของอะตอม จากสัญลักษณ์นิวเคลียร์

ดังนั้น อะตอมของธาตุลิเทียม ( Li )
มีจำนวนโปรตอน = 3 ตัว
อิเล็กตรอน = 3 ตัว
และนิวตรอน = 4 ตัว

การจัดเรียงอิเล็กตรอน

หลักในการจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม
1. อิเล็กตรอนที่วิ่งอยู่รอบๆ นิวเคลียสนั้น จะอยู่กันเป็นชั้นๆตามระดับพลังงาน ระดับพลังงานที่อยู่ใกล้นิวเคลียสที่สุด ( ชั้น K) จะมีพลังงานต่ำที่สุด และอิเล็กตรอนในระดับพลังงานชั้นถัดออกมาจะมีพลังงานสูงขึ้นๆ ตามลำดับ พลังงานของอิเล็กตรอนของระดับชั้นพลังงาน K < L < M < N < O < P < Q
หรือชั้นที่ 1< 2 < 3 < 4 < 5 < 6 < 7

แบบจำลองอะตอมของนีลส์โบร์
2. ในแต่ละชั้นของระดับพลังงาน จะมีจำนวนอิเล็กตรอนได้ ไม่เกิน 2n 2 เมื่อ n = เลขชั้น ซึ่งเลขชั้นของชั้น K=1,L=2,M=3,N=4,O=5,P=6 และ Q=7
ตัวอย่าง จำนวน e - ในระดับพลังงานชั้น K มีได้ ไม่เกิน 2n 2 = 2 x 1 2 = 2x1 = 2
จำนวน e - ในระดับพลังงานชั้น N มีได้ ไม่เกิน 2n 2 = 2 x 4 2 = 2x16 = 32

ระดับพลังงาน

จำนวนอิเล็กตรอนที่มีได้มากที่สุด

n = 1 (K)

2(1) 2 = 2

n = 2 (L)

2(2) 2 = 8

n = 3 (M)

2(3) 2 = 18

n = 4 (N)

2(4) 2 = 32

n = 5 (O)

2(5) 2 = 32 ( 32 คือ เลขมากสุดที่เป็นไปได้ )

n = 6 (P)

2(6) 2 = 32

n = 7 (Q)

2(7) 2 = 32

จะเห็นว่ากฎออกเตตมีข้อด้อย คือ เมื่อระดับพลังงานมากกว่า n = 4 จะใช้ไม่ได้ อย่างไรก็ตามในธาตุ 20 ธาตุแรก สามารถใช้การจัดเรียงอิเล็กตรอนตามกฎออกเตตได้ดี
3. ในแต่ละระดับชั้นพลังงาน จะมีระดับพลังงานชั้นย่อยได้ ไม่เกิน 4 ชั้นย่อย และมีชื่อเรียกชั้นย่อย ดังนี้ s , p , d , f
ในแต่ละชั้นย่อย จะมีจำนวน e - ได้ ไม่เกิน ดังนี้
ระดับพลังงานชั้นย่อย s มี e - ได้ ไม่เกิน 2 ตัว ระดับพลังงานชั้นย่อย p มี e - ได้ ไม่เกิน 6 ตัวระดับพลังงานชั้นย่อย d มี e - ได้ ไม่เกิน 10 ตัว ระดับพลังงานชั้นย่อย f มี e - ได้ไม่เกิน 14 ตัว เขียนเป็น s 2 p 6 d 10 f 14

วิธีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม
การจัดเรียงอิเล็กตรอน ให้จัดเรียง e- ในระดับพลังงานชั้นย่อยโดยจัดเรียงลำดับตามลูกศร ( แนวทางการจัดเรียงอิเล็กตรอน ให้เขียนแผนผังก่อน ดังรูป

จัดเรียงอิเล็กตรอนตามลูกศร ดังรูป

ตัวอย่าง จงจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุ คัลเซียม ( Ca )
ธาตุ Ca มีเลขอะตอม = 20 แสดงว่ามี p = 20 และมี e- = 20 ตัว ( ดูเลขอะตอม จากตารางธาตุ)
แล้วจัดเรียง e- ดังนี้

ดังนั้น การจัดเรียง e- ของธาตุ Ca = 2 , 8 , 8 , 2
มีแผนผังการจัดเรียง e- ดังนี้ Ca มีจำนวน e- ในระดับพลังงานชั้นนอกสุด = 2 ตัว จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานชั้นนอกสุด เรียกว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอน (Valence electron) ดังนั้น Ca มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 2 ดังรูป

1.4.1 อนุภาคมูลฐานของอะตอม

อนุภาคมูลฐานของอะตอม

ทุกอะตอมประกอบด้วยอนุภาคที่สำคัญคือ โปรตอน, นิวตรอน และอิเล็กตรอน โดยมีโปรตอนกับนิวตรอนอยู่ภายในนิวเคลียส นิวเคลียสนี้จะครอบครองเนื้อที่ภายในอะตอมเพียงเล็กน้อย และมีอิเล็กตรอนวิ่งรอบๆนิวเคลียสด้วยความเร็วสูง คล้ายกับมีกลุ่มประจุลบปกคลุมอยู่โดยรอบ

อนุภาค	ประจุ(หน่วย)	ประจุ(C)	มวล(g)	มวล(amu)
อิเล็กตรอน	-1	1.6 x 10^-19	0.000549	9.1096 x 10^-28
โปรตรอน	+1	1.6 x 10^-19	1.007277	1.6726 x 10^-24
นิวตรอน	0	0	1.008665	1.6749 x 10^-24

อิเล็กตรอน(Electron) สัญลักษณ์ e- มีแระจุลบ และมีมวลน้อยมาก
โปรตอน สัญลักษณ์ p+ มีประจุเป็นบวก และมีมวลมากกว่า อิเล็กตรอน (เกือบ 2,000 เท่า)
นิวตรอน สัญลักษณ์ n มีประจุเป็นศูนย์ และมีมวลมากพอๆกับโปรตอน
หมายเหตุ อนุภาคนิวตรอน ค้นพบโดย เจมส์ แซควิก (James Chadwick) นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ(พ.ศ.2475)

เลขอะตอม,เลขมวลและสัญลักษณ์นิวเคลียร์
1. จำนวนโปรตอนในนิวเคลียสเรียกว่า เลขอะตอม(atomic number, Z)
2. ผลบวกของจำนวนโปรตอนกับนิวตรอนเรียกว่า เลขมวล(mass number, A)
A = Z + N โดยที่ N เป็นจำนวนนิวตรอน
(เลขเชิงมวลจะเป็นจำนวนเต็มและมีค่าใกล้เคียงกับมวลของอะตอม)
การเขียนสัญลักษณ์นิวเคลียร์
เขียน(A)ไว้ข้างบนด้านซ้ายของสัญลักษณ์ธาตุ
เขียน(Z)ไว้ข้างล่างด้านซ้ายของสัญลักษณ์ธาตุ
X = สัญลักษณ์ของธาตุ

การหาอนุภาคมูลฐานของอะตอม จากสัญลักษณ์นิวเคลียร์

ดังนั้น อะตอมของธาตุลิเทียม ( Li ) มีจำนวนโปรตอน = 3 ตัว อิเล็กตรอน = 3 ตัว และนิวตรอน = 4 ตัว

1.4.2 สัญลักษณ์นิวเคลียร์

นักเรียนเคยสงสัยไหมครับว่า... ทำไมบางทีสัญลักษณ์ของธาตุจะมีตัวเลขเขียนกำกับอยู่ด้วย แล้วตัวเลขเหล่านั้นคืออะไร เขียนไว้เพื่ออะไร...

สัญลักษณ์นิวเคลียร์ (nuclear symbol) เป็นสัญลักษณ์ที่แสดงจำนวนอนุภาคมูลฐานของอะตอมด้วยเลขมวลและเลขอะตอม เขียนแทนด้วยสัญลักษณ์ดังนี้

โดยที่  X คือ สัญลักษณ์ธาตุ
   Z คือ เลขอะตอม (atomic number) เป็นจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส
           A คือ เลขมวล (mass number) เป็นผลบวกของจำนวนโปรตอนกับนิวตรอน

สูตร A = Z + N

โดยที่ N เป็นจำนวนนิวตรอน
อะตอมของธาตุเป็นกลางทางไฟฟ้า (จำนวนโปรตอน = จำนวนอิเล็กตรอน)

ภาพที่ 8 การคำนวณหาอนุภาคมูลฐานของอะตอมจากสัญลักษณ์นิวเคลียร์

ตัวอย่างที่ 1 การหาอนุภาคมูลฐานของอะตอมจากสัญลักษณ์นิวเคลียร์

ดังนั้น อะตอมของธาตุปรอท (Hg)
มีจำนวนโปรตอน = 80 อนุภาค
อิเล็กตรอน = 80 อนุภาค
   และนิวตรอน = 201 - 80 = 121 อนุภาค

ตัวอย่างที่ 2 การหาอนุภาคมูลฐานของอะตอมจากสัญลักษณ์นิวเคลียร์

ดังนั้น อะตอมของธาตุแคลเซียม (Ca)
มีจำนวนโปรตอน = 20 อนุภาค
แคลเซียม +2 หมายถึง มีอิเล็กตรอนน้อยกว่าโปรตอน 2 อนุภาค
อิเล็กตรอน = 20 - 2 = 18 อนุภาค
   และนิวตรอน = 40 - 20 = 20 อนุภาค

ตัวอย่างที่ 3 การหาอนุภาคมูลฐานของอะตอมจากสัญลักษณ์นิวเคลียร์

ดังนั้น อะตอมของธาตุออกซิเจน (O)
มีจำนวนโปรตอน = 8 อนุภาค
ออกซิเจน -2 หมายถึง มีอิเล็กตรอนมากกว่าโปรตอน 2 อนุภาค
อิเล็กตรอน = 8 + 2 = 10 อนุภาค
   และนิวตรอน = 16 - 8 = 8 อนุภาค

1.4.3 การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม

ใช้ หลักอาฟบาว (Aufbau principle) ในจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม ซึ่งสรุปได้ดังนี้

ใช้หลักของเพาลี ในการบรรจุอิเล็กตรอน คือ ในแต่ละออร์บิทัลจะบรรจุอิเล็กตรอนได้อย่างมากที่สุด 2 ตัว (มีสปินต่างกัน)

ใช้เครื่องหมาย  แทนอิเล็กตรอนที่มีสปินขึ้น (spin up)

ใช้เครื่องหมาย  แทนอิเล็กตรอนที่มีสปินลง (spin down)

ใช้เครื่องหมาย  แทนอิเล็กตรอนเดี่ยวในออร์บิทัล

ใช้เครื่องหมาย  แทนอิเล็กตรอนคู่ในออร์บิทัล

บรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานต่ำสุดที่ยังว่างก่อน (เรียงลำดับออร์บิทัลตามลูกศรในรูป) จนครบจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในอะตอมนั้น การจัดเรียงอิเล็กตรอนแบบนี้จะทำให้อะตอมมีสถานะเสถียรที่สุดเพราะพลังงานรวมทั้งหมดของอะตอมมีค่าต่ำสุด

การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานเท่ากันเช่นออร์บิทัล d จะใช้ กฎของฮุนด์ (Hund's rule) คือ"การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานเท่ากัน จะบรรจุในลักษณะที่ทำให้มีอิเล็กตรอนเดี่ยวมากที่สุด"

การบรรจุอิเล็กตรอนที่ทุกๆออร์บิทัล มีระดับพลังงานเป็น degenerate (ระดับพลังงานเท่ากัน) ทุกออร์บิทัลอาจมีอิเล็กตรอนอยู่เต็ม (2 อิเล็กตรอนต่อ 1 ออร์บิทัล) หรือมีอิเล็กตรอนอยู่เพียงครึ่งเดียว (1 อิเล็กตรอนต่อ 1 ออร์บิทัล)
เช่น
Ne : 1s², 2s², 2p⁶
         เรียกว่า การบรรจุเต็ม N : 1s², 2s², 2p³
          เรียกว่า การบรรจุครึ่ง
โครงแบบอิเล็กตรอนแบบบรรจุเต็มจะเสถียรกว่าแบบบรรจุครึ่งและแบบบรรจุครึ่งก็จะเสถียรกว่าแบบอื่นๆ

เช่น

2p⁶เสถียรกว่า 2p³

2p³เสถียรกว่า 2p⁴

3d¹⁰เสถียรกว่า 3d⁹

ตัวอย่าง ใช้หลักเอาฟบาวเขียนโครงแบบอิเล็กตรอน สำหรับ₁₅p

วิธีทำ บรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลต่างๆ ตามระดับพลังงานดังนี้

                             3p

3s

                         2p

2s

1s

จากแผนภาพข้างต้นนำมาเขียนโครงแบบอิเล็กตรอนตามระดับพลังงานในออร์บิทัลที่เพิ่มขึ้นได้เป็นดังนี้
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³
และทำนองเดียวกันเขียนโครงแบบอิเล็กตรอนใน ₁₈Ar และ ₁₉K ได้ดังนี้
₁₈Ar    1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶
₁₉K    1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶4s¹

การเขียนโครงแบบอิเล็กตรอนอาจเขียนย่อให้สั้นลง โดยแยกส่วนที่เป็นโครงแบบของแก๊สมีสกุล (nobel gas) ไว้ในวงเล็บ ดังนี้
₁₉K    [Ar] 4s  ¹

ตัวอย่าง เขียนโครงแบบอิเล็กตรอนของ ₂₄Cr

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶4s¹3d⁵

หรือเขียนเป็น

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶3d⁵4s¹

สำหรับ₂₉Cu ก็จะมีโครงแบบอิเล็กตรอนเป็น
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶3d¹⁰4s¹

หรือเขียนเป็น

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶3d⁹4s²

ทั้งนี้เนื่องจากการจัดเป็น filled configuration จะเสถียรกว่า

ตารางแสดงโครงแบบอิเล็กตรอนของธาตุ

เลขอะตอมมิก ธาตุ โครงแบบอิเล็กตรอน

1 H 1s¹

2 [He] 1s²

3 Li [He] 2s¹

4 Be [He] 2s²

5 B [He] 2s² 2p¹

6 C [He] 2s² 2p²

7 N [He] 2s² 2p³

8 O [He] 2s² 2p⁴

9 F [He] 2s² 2p⁵

10 Ne [He] 2s² 2p⁶

11 Na [Ne] 3s¹

12 Mg [Ne] 3s²

13 Al [Ne] 3s²3p¹

14 Si [Ne] 3s² 3p²

การเสียอิเล็กตรอนทำให้อิเล็กตรอนเปลี่ยนไปเป็นไอออนบวก อิเล็กตรอนจะหลุดจากระดับย่อยที่มีพลังงานสูงสุดของระดับซึ่งมีค่า n เป็นค่าสุงสุดของอะตอมนั้น
เช่น ₃₃As มีโครงแบบอิเล็กตรอนเป็น
1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p³ เมื่อเสียอิเล็กตรอนไป 3 ตัว จะเป็น As³⁺ อิเล็กตรอนทั้ง 3 ตัว ใน 4p จะหลุดออกไปเหลือโครงแบบอิเล็กตรอนของ As³⁺ เป็น
1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶3d¹⁰4s²

เลขอะตอมมิก	ธาตุ	โครงแบบอิเล็กตรอน
1	H	1s¹
2	[He]	1s²
3	Li	[He] 2s¹
4	Be	[He] 2s²
5	B	[He] 2s² 2p¹
6	C	[He] 2s² 2p²
7	N	[He] 2s² 2p³
8	O	[He] 2s² 2p⁴
9	F	[He] 2s² 2p⁵
10	Ne	[He] 2s² 2p⁶
11	Na	[Ne] 3s¹
12	Mg	[Ne] 3s²
13	Al	[Ne] 3s²3p¹
14	Si	[Ne] 3s² 3p²

ตารางบันทึกผลการทดลอง

ธาตุ Z การจัดเรียงอิเล็กตรอน

FLuorine 9
1 s² 2 s² 2 p ⁵

Phosphorus 15
1 s² 2 s² 2 p ⁶ 3 s² 3 p ³

1.5 พันธะเคมี

พันธะเคมี คือ แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมกับอะตอมภายในโมเลกุล เป็นแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมที่ทำให้เกิดโมเลกุลของสาร
กฎออกเตด ( Octet rule )
จากการศึกษาเกี่ยวกับธาตุก๊าซเฉื่อย เช่น He Ne Ar Kr พบว่าเป็นธาตุที่โมเลกุลเป็นอะตอมเดี่ยว คือในหนึ่งโมเลกุลของก๊าซเฉื่อยจะมีเพียง 1 อะตอม แสดงว่าเป็นธาตุที่เสถียรมาก ทำให้นักวิทยาศาสตร์สนใจที่จะค้นคว้าถึงเหตุผลที่ทำให้ธาตุเฉื่อยมีความเสถียร และจากการศึกษาโครงสร้างอะตอมของธาตุเฉื่อยมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนวงนอกสุดเหมือนกัน คือมี 8 อิเล็กตรอน(ยกเว้น He มี 2 อิเล็กตรอน) เช่น
₂He = 2 ₁₀Ne = 2 , 8 ₁₈Ar = 2 , 8 , 8 ₃₆Kr = 2 , 8 , 18 , 8
ส่วนธาตุหมู่อื่นมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานชั้นนอกสุด ไม่ครบ 8 เช่น

₁H = 1 ₆C = 2 , 4 ₇N = 2 , 5 ₈O = 2 , 6

ธาตุที่มีวาเลนต์อิเล็กตรอนไม่ครบ 8 ในธรรมชาติจะไม่สามารถอยู่เป็นอะตอมเดี่ยวๆได้ ซึ่งแสดงว่าไม่เสถียร ต้องรวมกันเป็นโมเลกุลซึ่งอาจจะมี 2 อะตอมหรือมากกว่า
การที่อะตอมของธาตุต่างๆ รวมตัวกันด้วยสัดส่วนที่ทำให้วาเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 8 นี้ นักวิทยาศาสตร์ได้ตั้งเป็นกฎขึ้นเรียกว่า กฎออกเตต
การรวมกันเพื่อทำให้อะตอม มีวาเลนต์อิเล็กตรอนครบ 8 อาจมีลักษณะดังนี้

อะตอมใช้วาเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกันเป็นคู่ๆ จะเกิด "พันธะโคเวเลนต์ "

อะตอม ให้หรือรับอิเล็กตรอน จะเกิดเป็น " พันธะไอออนิค "

อะตอมใช้วาเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกันทั้งก้อน จะเกิดเป็น " พันธะโลหะ "

1.5.1 พันธะโลหะ

พันธะโลหะ หมายถึง แรงยึดเหนี่ยวที่ทำให้อะตอมของโลหะ อยู่ด้วยกันในก้อนของโลหะ โดยมีการใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกันของอะตอมของโลหะ โดยที่เวเลนต์อิเล็กตรอนนี้ไม่ได้เป็นของอะตอมหนึ่งอะตอมใดโดยเฉพาะ เนื่องจากมีการเคลื่อนที่ตลอดเวลา ทุกๆอะตอมของโลหะจะอยู่ติดกันกับอะตอมอื่นๆ ต่อเนื่องกันไม่มีที่สิ้นสุด จึงทำให้โลหะไม่มีสูตรโมเลกุล ที่เขียนกันเป็นสูตรอย่างง่าย หรือสัญลักษณ์ของธาตุนั้นเอง

การที่โลหะมีพันธะโลหะจึงทำให้โลหะมีสมบัติทั่วไป ดังนี้
1. โลหะเป็นตัวนำไฟฟ้าที่ดี เพราะอิเล็กตรอนเคลื่อนที่ได้ง่าย
2. โลหะมีจุดหลอมเหลวสูง เพราะเวเลนต์อิเล็กตรอนของอะตอมทั้งหมดในก้อนโลหะยึดอะตอมไว้อย่างเหนียวแน่น
3. โลหะสามารถตีแผ่เป็นแผ่นบางๆได้ เพราะมีกลุ่มเวเลนต์อิเล็กตรอนทำหน้าที่ยึดอนุภาคให้เรียงกันไม่ขาดออกจากกัน
4. โลหะมีผิวเป็นมันวาว เพราะกลุ่มอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่โดยอิสระมีปฏิกิริยาต่อแสง จึงสะท้อนแสงทำให้มองเห็นเป็นมันวาว
5. สถานะปกติเป็นของแข็ง ยกเว้น Hg เป็นของเหลว
6. โลหะนำความร้อนได้ดี เพราะอิเล็กตรอนอิสระเคลื่อนที่ได้ทุกทิศทาง

1.5.2 พันธะไอออนิก

พันธะไอออนิก ( Ionic bond ) หมายถึง พันธะระหว่างอะตอมที่อยู่ในสภาพอิออนที่มีประจุตรงกันข้ามกัน ซึ่งเกิดจากการเคลื่อนย้ายอิเล็กตรอน 11 ตัว หรือมากกว่า จากอิเล็กตรอนวงนอกสุดของอะตอมหนึ่งไปยังอีกอะตอมหนึ่ง เพื่อให้จำนวนอิเล็กตรอนวงนอกสุด ครบออกเตต ซึ่งเกิดขึ้นระหว่างอะตอมของโลหะกับอโลหะ โดยที่โลหะเป็นฝ่ายจ่ายอิเล็กตรอนในระดับพลังงานชั้นนอกสุดให้กับอโลหะ

เนื่องจากโลหะมีค่าพลังงานไอออไนเซชันต่ำ และอโลหะมีค่าพลังงานไอออไนเซชันสูง ดังนั้นพันธะไอออนิกจึงเกิดขึ้นระหว่างโลหะกับอโลหะได้ดี กล่างคือ อะตอมของโลหะให้เวเลนต์อิเล็กตรอนแก่อโลหะ แล้วเกิดเป็นไอออนบวกและไอออยลบของอโลหะ เพื่อให้เวเลนต์อิเล็กตรอนเป็นแปด แบบก๊าซเฉื่อย ส่วนอโลหะรับเวเลนต์อิเล็กตรอนมานั้นก็เพื่อปรับตัวเองให้เสถียรแบบก๊าซเฉื่อยเช่นกัน ไอออนบวกกับไอออนลบจึงดึงดูดระหว่างประจุไฟฟ้าต่างกันเกิดเป็นสารประกอบไอออนิก( Ionic compuond ) ดังนี้

การเกิดสารประกอบโซเดียมคลอไรด์ ( NaCl ) จากโซเดียม (Na) อะตอมกับคลอรีน (Cl) อะตอม

โซเดียมเสียอิเล็กตรอนให้แก่คลอรีน 1 ตัว ทำให้อะตอมของโซเดียมมีเวเลนต์อิเล็กตรอน= 8 (อะตอมจะเถียรเป็นไปตามกฎออกเตต) และทำให้มีจำนวนอิเล็กตรอนน้อยกว่าโปรตอน 1 ตัว ทำให้อะตอมโซเดียมแสดงอำนาจไฟฟ้าเป็นประจุบวก(+) ส่วนอะตอมคลอรีนรับอิเล็กจากโซเดียมมา 1 ตัว ทำให้อะตอมของคลอรีนมีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 8 (อะตอมเสถียรเป็นไปตามกฎออกเตต) และทำให้มีจำนวนอิเล็กตรอนมากกว่าโปรตรอน 1 ตัว ทำให้อะตอมคลอรีนแสดงอำนาจไฟฟ้าเป็นประลบ(-)

โซเดียมอิออนบวก(+) และคลอไรด์อิออน (-) จะดึงดูดกัน เพราะมีประจุไฟฟ้าทีต่างกัน เกิดเป็น "พันธะไอออนิก"

การเกิดสารประกอบแมกนีเซียมคลอไรด์ จากแมกนีเซียมอะตอม(Mq) และคลอรีนอะตอม(Cl)

อะตอมแมกนีเซียมมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น Mg = 2, 8, 2 แมกนีเซียมมีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 2 ดังนั้นแมกนีเซียมจะจ่ายอิเล็กตรอนให้แก่คลอรีนอะตอม 2 ตัว เพื่อให้เวเลนต์อิเล็กตรอนเป็น 8 จึงจะเสถียรเหมือนก๊าซเฉื่อย ทำให้อะตอมของแมกนีเซียมมีจำนวนอิเล็กตรอนน้อยกว่าโปรตอน 2 ตัว จึงแสดงอำนาจไฟฟ้าเป็นประจุ 2+

แมกนีเซียมไอออนบวก(Mq 2+)และคลอไรด์ไอออนลบ(Cl -) จะเกิดแรงดึงดูดกัน เพราะมีประจุไฟฟ้าต่างกันเป็นโมเลกุลของแมกนีเซียมคลอไรด์

การเกิดพันธะไอออนิกในสารประกอบ แบเรียมออกไซด์ ( BaO )

การจัดเรียงอิเล็กตรอนของแบเรียม Ba = 2, 8, 18, 18, 8, 2 ( Ba มีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 2 )และการจัดเรียงอิเล็กตรอนของออกซิเจน O = 2, 6 ( O มีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 6 ) Ba เสียอิอล็กตรอนให้ O จำนวน 2 ตัว Ba จึงมีประจุเป็น 2+ ส่วน O ได้รับอิเล็กตรอนมา 2 ตัว จึงมีประจุไฟฟ้าเป็น 2- เกิดแรงยึดเหนี่ยวด้วยประจุไฟฟ้าต่างกัน เป็นโมเลกุลของแบเรียมออกไซด์

ลักษณะสำคัญของสารประกอบไอออนิก

1. พันธะไอออนิกเป็นพันธะที่เกิดจาก ไอออนของโลหะ + ไอออนของอโลหะ เช่น NaCl, MgO, KI

2. พันธะไอออนิก อาจเป็นพันธะเคมีที่เกิดจากธาตุที่มีค่าพลังงานไอออไนเซชันต่ำกับธาตุที่มีค่าพลังงานไอออไนเซชันสูง

3. พันธะไอออนิก อาจเป็นพันธะที่เกิดจากไอออบวกที่เป็นกลุ่มอะตอมของอโลหะ เช่น

4. สารประกอบไอออนิกไม่มีสูตรโมเลกุล มีแต่สตรเอมพิริคัล ( สูตรอย่างง่าย )

5.สารประกอบไอออนิกมีจุดดือดและจุดหลอมเหลวสูง

6. สารประกอบไอออนิกในภาวะปกติเป็นของแข็ง ประกอบไอออนบวกและไอออนลบ ไอออนเหล่านี้ไม่เคลื่อนที่ ดังนั้นจึงไม่นำไฟฟ้า แต่เมื่อหลอมเหลวหรือละลายน้ำ จะแตกตัวเป็นอิออนและเคลื่อที่ได้ เกิดเป็นสารอิเล็กโทรไลดต์จึงนำไฟฟ้าได้

โครงสร้างของสารประกอบไอออนิก
โครงสร้างของสารประกอบไอออนิกมีลักษณะเป็นโครงผลึกร่างตาข่าย ประกอบด้วยไอออนบวกและไอออนลบสลับกัน ไม่สามารถแบ่งแยกเป็นโมเลกุลเดี่ยวๆได้ ดังนั้นจึงไม่สามารถทราบขอบเขตของไอออนของธาตุต่างๆใน 1 โมเลกุลได้ แต่สามารถหาอัตราส่วนอย่างต่ำของไอออนที่เป็นองค์ประกอบเท่านั้น จึงไม่สามารถเขียนสูตรโมเลกุลของสารประกอบไอออนิกได้ ใช้สูตรเอมพิริคัลแทนสูตรเคมีของสารประกอบไอออนืก

สารประกอบไอออนิก

เมื่อโลหะทำปฏิกิริยากับอโลหะ ธาตุทั้งสองจะรวมกันด้วยพันธะไอออนิกเกิดเป็นสารประกอบไอออนิก โดยอะตอมของโลหะจะให้(จ่าย,เสีย)เวเลนต์อิเล็กตรอนแก่อะตอมของอโลหะ ดังนั้นธาตุหมู่ 1A ซึ่งมีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 1 จึงเกิดเป็นไอออนที่มีประจุ +1 ธาตุหมู่ 2 ซึ่งมีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 2 เมื่อเกิดเป็นไอออนจะมีประจุ +2 เป็นต้น ส่วนอโลหะซึ่งมีจำนวนเวเลนต์อิเล็กตรอนใกล้เคียงกับก๊าซเฉื่อยจะรับอิเล็กตรอนมาให้ครบแปด เช่น ธาตุหมู่ 7A จะรับอิเล็กตรอน 1 ตัว เมื่อกลายเป็นไอออนจะมีประจุ -1 สำหรับธาตุหมู่ 5 และหมู่ 6 เมื่อเกิดเป็นไอออนจะมีประจุ -3 และ -2 ตามลำดับ เนื่องจากสามารถรับอิเล็กตรอนได้ 3 และ 2 อิเล็กตรอนแล้วมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนตามกฎออกเตต

ธาตุหมู่

I

II

II

IV

V

VI

VII

ประจุบนไอออน

+1

+2

+3

-4

-3

-2

-1

การเขียนสูตรและการเรียกชื่อสารประกอบไอออนิก

ก. การเขียนสูตรสารประกอบไอออนิก ใช้หลักดังนี้

1. เขียนไอออนบวกของโลหะหรือกลุ่มไอออนบวกไว้ข้างหน้า ตามด้วยไอออนลบของอโลหะหรือกลุ่มไอออนลบ

2. ไอออนบวกและไอออนลบ จะรวมกันในอัตราส่วนที่ทำให้ผลรวมของประจุเป็นศูนย์ ดังนั้นจึงต้องหาตัวเลขมาคูณกับจำนวนประจุบนไอออนบวกและไอออนลบให้มีจำนวนเท่ากัน แล้วใส่ตัวเลขเหล่านั้นไว้ที่มุมขวาล่างของแต่ละไอออน ซึ่งทำได้โดยใช้จำนวนประจุบนไอออนบวกและไอออนลบคูณไขว้กัน

3. ถ้ากลุ่มไอออนบวกหรือไอออนลบมีมากกว่า 1 กลุ่ม ให้ใส่วงเล็บ ( ) และใส่จำนวนกลุ่มไว้ที่มุมล่างขวาล่าง ดังตัวอย่าง

จงเขียนสูตรของสารประกอบไอออนิกต่อไปนี้ ก. Na⁺ กับ O^2- ข. Ca²⁺ กับ Cl^- ค. NH₄⁺ กับ SO₄^2-

ข. การอ่านชื่อสารประกอบไอออนิก
1. สารประกอบธาตุคู่ ถ้าสารประกอบเกิดจาก ธาตุโลหะที่มีไอออนได้ชนิดเดียวรวมกับอโลหะ ให้อ่านชื่อโลหะที่เป็นไอออนบวก แล้วตามด้วยชื่อธาตุอโลหะที่เป็นไอออนลบ โดยเปลี่ยนเสียงพยางค์ท้ายเป็น ไอด์ (ide) เช่น

อออซิเจน เปลี่ยนเป็น ออกไซด์ (oxide) ไฮโดรเจน เปลี่ยนเป็น ไฮไดรด์ (hydride)

คลอรีน เปลี่ยนเป็น คลอไรด์ (chloride) ไอโอดีน เปลี่ยนเป็น ไอโอไดด์ (iodide)

ตัวอย่างการอ่านชื่อสารประกอบไอออนิกธาตุคู่

NaCl อ่านว่า โซเดียมคลอไรด์ (Sodium chloridr) CaI₂ อ่านว่า แคลเซียมไอโอไดด์ (Calcium iodide)

KBr อ่านว่า โพแทสเซียมโบรไมด์ (Potascium bromide) CaCl₂ _{อ่านว่า แคลเซียมคลอไรด์ (Calcium chloride)}

ถ้าสารประกอบที่เกิดจากธาตุโลหะเดีนวกันที่มีไอออนได้หลายชนิด รวมตัวกับอโลหะ ให้อ่านชื่อโลหะที่เป็นไอออนบวกแล้วตามด้วยค่าประจุของไอออนของโลหะโดยวงเล็บเป็นเลขโรมัน แล้วตามด้วยอโลหะที่เป็นไอออนลบ โดยเปลี่ยนเสียงพยางค์ท้ายเป็น ไอด์ (ide) เช่น Fe เกิดไอออนได้ 2 ชนิดคือ Fe 2+ และ Fe 3+ และCu เกิดอิออนได้ 2 ชนิดคือ Cu + และ Cu 2+ สารประกอบที่เกิดขึ้นและการอ่านชื่อ ดังนี้

FeCl₂ อ่านว่า ไอร์ออน (II) คลอไรด์ ( Iron (II) chloride ) CuS อ่านว่า คอปเปอร์ (I) ซัลไฟด์ ( Cupper (I) sunfide )

FeCl₃ อ่านว่า ไอร์ออน (III) คลอไรด์ ( Iron (III) chloride ) Cu₂S อ่านว่า คอปเปอร์ (II) ซัลไฟด์ ( Copper (II) sunfide )

2. สารประกอบธาตุสามหรือมากกว่า ถ้าสารประกอบเกิดจากไอออนบวกของโลหะ หรือกลุ่มไอออนบวกรวมตัวกับกลุ่มไอออนลบ ให้อ่านชื่อไอออนบวกของโลหะหรือชื่อกลุ่มไอออนบวก แล้วตามด้วยกลุ่มไอออนลบ เช่น

CaCO₃ อ่านว่า แคลเซียมคาร์บอนเนต (Calcium carbonatX	KNO₃ อ่านว่า โพแทสเซียมไนเตรต (Potascium nitrae)
Ba(OH)₂ อ่านว่า แบเรียมไฮดรอกไซด์ (Bariumhydroxide)	(NH₄)₃PO₄ อ่านว่า แอมโมเนียมฟอสเฟต (Ammomium pospate

การละลายของสารประกอบไอออนิก

สารประกอบไอออนิกบางชนิดละลายน้ำได้ดีและบางชนิดไม่ละลายน้ำ การที่สารประกอบไอออนิกละลายน้ำได้เนื่องจากแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลของน้ำกับไอออนมีค่ามากกว่าแรงยึดเหนี่ยวระหว่างไอออนบวกกับไอออนลบ เช่น เมื่อนำโซเดียมคลอไรด์มาละลายในน้ำ แรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลของน้ำกับโซเดียมไอออน และน้ำกับคลอไรด์ไอออนมีค่าสูงกว่าแรงยึดเหนี่ยวระหว่างไอออนทั้งสอง โซเดียมคลอไรด์จึงละลายน้ำได้ เมื่อไอออนเหล่านี้หลุดออกจากโครงสร้างเดิม แต่ละไอออนจะถูกล้อมรอบด้วยโมเลกุลของน้ำหลายๆโมเลกุล โดยน้ำจะหันขั้วที่มีประจุตรงกันข้ามเข้าไอออนที่ล้อมรอบ

ในการละลายน้ำของสารประกอบไอออนิก จะมีขั้นย่อยๆของการเปลี่ยนแปลง 2 ขั้นตอน ดังนี้

ขั้นที่ 1 ผลึกของสารประกอบไอออนิกสลายตัวออกเป็นไอออนบวกและลบในภาวะก๊าซ ขั้นนี้ต้องใช้พลังงานเพื่อสลายผลีก พลังงานนี้เรียกว่า พลังงานโครงร่างผลึก ( latece energy ) , E₁
ขั้นที่ 2 ไอออนบวกและไอออนลบในภาวะก๊าซรวมตัวกับน้ำ ขั้นนี้มีการคายพลังงาน พลังงานที่คายออกมาเรียกว่า พลังงานไฮเดรชัน (Hydration energy ) , E₂
พลังงานของการละลาย ( D E) มีค่า = E₁ + E₂ พลังงานของการละลายพิจารณาจากพลังงานโครงร่างผลึก ( E₁ ) และพลังงานไฮเดรชัน ( E₂ ) ดังนี้

ถ้าค่า D E< 0 ( E₁ < E₂ ) การละลายจะเป็นแบบคายพลังงาน

ถ้าค่าD E > 0 ( E₁ > E₂ ) การละลายจะเป็นแบบดูดพลังงาน

ถ้าD E = 0 ( E₁ = E₂ ) การละลายจะไม่คายพลังงาน

ถ้า พลังงานโครงร่างผลึกมีค่ามากกว่าพลังงานไฮเดรชันมากๆ ( E₁ >>>> E₂ ) จะไม่ละลายน้ำ

1.5.3 พันธะโคเวเลนต์

พันธะโคเวเลนต์ ( Covelent bond ) คือพันธะที่เกิดจากอะตอมคู่หนึ่งใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน โดยเกิดแรงดึงดูดระหว่างอิเล็กตรอนกับโปรตอนในนิวเคลียสของอะตอมทั้งสอง

ลักษณะสำคัญของพันธะโคเวเลนต์

พันธะโคเวเลนต์ เป็นพันธะที่เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันของอะตอมที่มีค่าพลังงานไอออไนเซชันสูง กับอะตอมที่มีค่าพลังงานไอออไนเซชันสูงด้วยกัน

ธาตุที่เกิดพันธะโคเวเลนต์ได้เป็นอโลหะ เพราะอโลหะมีพลังงานไอออไนเซชัน (IE) ค่อนข้างสูง จึงเสียอิเล็กตรอนได้ยาก จึงไม่มีฝ่ายใดเสียอิเล็กตรอน แต่จะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน

การเกิดพันธะโคเวเลนต์
การเกิดพันธะโคเวเลนต์ เกิดจากอะตอมส่งอิเล็กตรอนออกมาฝ่ายละเท่าๆกัน ใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน ให้อะตอมมีเวเลนต์อิเล็กตรอนครบ 8 (เป็นไปตามกฎออกเตต)
เช่นการเกิดโมเลกุลของคลอรีน
อะตอมของคลอรีนมีการจัดเรียงอิเล็กตรอน เป็น 2 , 8 , 7
Cl = 2 8 7 ดังนั้น คลอรีนมีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 7 จึงต้องการอิเล็กตรอนอีก 1 ตัว เพื่อให้เวเลนต์อิเล็กตรอนครบ 8 อะตอมจึงจะเสถียร

อิเล็กตรอนที่อะตอมใช้ร่วมกัน เรียกว่า อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ

อิเล็กตรอนตัวอื่นๆที่ไม่ได้ใช้ร่วมในพันธะ เรียกว่า อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว หรืออิเล็กตรอนคู่อิสระ
ชนิดของพันธะโคเวเลนต์ มี 3 ชนิด
1.พันธะเดี่ยว เกิดจากอะตอมใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 คู่ เช่น

( H มีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 1 ต้องการอิเล็กตรอนอีก 1 ตัว ให้มีเวเลนต์อิเล็กตรอน=2 เหมือน He )

2. พันธะคู่ เกิดจากอะตอมใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกัน 2 คู่ เช่น

3. พันธะสาม เกิดจากอะตอมใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 คู่ เช่น

การเขียนสูตรและการเรียกชื่อสารโคเวเลนต์

สูตรโมเลกุล โดยทั่วไปเขียนสัญลักษณ์ของธาตุที่เป็นองค์ประกอบเรียงตามลำดับของธาตุ และค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี ( เรียงลำดับก่อนหลังดังนี้ B , Si , C , P , H , S , I , Br , Cl , O และ F ) แล้วระบุจำนวนอะตอมของธาตุที่เป็นองค์ประกอบของโมเลกุล เช่น CO₂ , HCl . NH₃ , PCl₃ , NO₃ ฯลฯ

สูตรโครงสร้าง คือสูตรที่แสดงให้ทราบว่า 1 โมเลกุลของสารประกอบด้วยธาตุใดบ้าง อย่างละกี่อะตอม และอะตอมของธาตุเหล่านั้นมีการจัดเรียงตัวหรือเกาะเกี่ยวกันด้วยพันธะอย่างไร ซึ่งแบบเป็น 2 แบบคือ

สูตรโครงสร้างแบบจุด คือสูตรโครงสร้างที่แสดงถึงการจัดอิเล็กตรอนวงนอกสุดให้ครบออกเตต ในสารประกอบนั้น โดยใช้จุด ( . ) แทนอิเล็กตรอน 1 ตัว

สูตรโครงสร้างแบบเส้น คือสูตรโครงสร้างที่แสดงถึงพันธะเคมีในสารประกอบนั้นว่าพันธะใดบ้าง โดยใช้เส้น ( - ) แทนพันธะเคมี เส้น 1 เส้น แทนอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกัน 1 คู่

การอ่านชื่อสารโคเวเลนต์ มีวิธีการอ่านดังนี้

อ่านจำนวนอะตอมพร้อมชื่อธาตุแรก (ในกรณีธาตุแรกมีอะตอมเดียวไม่ต้องอ่านจำนวน )

อ่านจำนวนอะตอม และชื่อธาตุที่สอง ลงท้ายเป็น ไ-ด์ (ide )

เลขจำนวนอะตอมอ่านเป็นภาษากรีก คือ
1 = mono 2 = di 3 = tri 4 = tetra
5 = penta 6 = hexa 7 = hepta 8 = octa
9 = nona 10 = deca 11 = undec 12 = dodecตัวอย่าง
NO₂ อ่านว่า ไนโตรเจนไดออกไซด์ Cl₂O อ่านว่า ไดคลอรีนโมโนออกไซด์
P₄O₁₀อ่านว่า เตตระฟอสฟอรัสเดคะออกไซด์ CCl₄ อ่านว่า คาร์บอนเตตระคลอไรด์
พลังงานพันธะและความยาวพันธะ
พลังงานพันธะ หมายถึง พลังงานที่ใช้เพื่อสลายพันธะที่ยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมคู่หนึ่งๆในโมเลกุลในสถานะก๊าซ
พลังงานพันธะเฉลี่ย หมายถึง ค่าพลังงานเฉลี่ยของพลังงานสลายพันธะ ของอะตอมคู่หนึ่งๆซึ่งเฉลี่ยจากสารหลายชนิด
ความยาวพันธะ หมายถึง ระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมคู่หนึ่งๆที่สร้างพันธะกันในโมเลกุล ความยาวพันธะระหว่างคู่เดียวกันมีค่าต่างกันได้ เมื่ออยู่ในสารประกอบต่างชนิดกัน และความยาวพันธะเป็นคิดเป็นค่าเฉลี่ย เรียกว่า ความยาวพันธะเฉลี่ย

ที่มาhttps://sites.google.com/site/sarlaeasmbatikhxngsarm4/home/bth-thi-1-thatu-laea-sarprakxb

Chemistry

บทที่2อะตอมและสมบัติของธาตุ

แบบจำลองอะตอมของทอมสัน

คำศัพท์ที่ควรทราบ

การจัดเรียงอิเล็กตรอน

หลักในการจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม

วิธีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม

ไม่มีความคิดเห็น:

แสดงความคิดเห็น

รายงานการละเมิด

ระดับพลังงาน	จำนวนอิเล็กตรอนที่มีได้มากที่สุด
n = 1 (K)	2(1) 2 = 2
n = 2 (L)	2(2) 2 = 8
n = 3 (M)	2(3) 2 = 18
n = 4 (N)	2(4) 2 = 32
n = 5 (O)	2(5) 2 = 32 ( 32 คือ เลขมากสุดที่เป็นไปได้ )
n = 6 (P)	2(6) 2 = 32
n = 7 (Q)	2(7) 2 = 32

ธาตุ	Z	การจัดเรียงอิเล็กตรอน
FLuorine	9	1 s² 2 s² 2 p ⁵
Phosphorus	15	1 s² 2 s² 2 p ⁶ 3 s² 3 p ³

ธาตุหมู่	I	II	II	IV	V	VI	VII
ประจุบนไอออน	+1	+2	+3	-4	-3	-2	-1

อออซิเจน เปลี่ยนเป็น ออกไซด์ (oxide)	ไฮโดรเจน เปลี่ยนเป็น ไฮไดรด์ (hydride)
คลอรีน เปลี่ยนเป็น คลอไรด์ (chloride)	ไอโอดีน เปลี่ยนเป็น ไอโอไดด์ (iodide)

NaCl อ่านว่า โซเดียมคลอไรด์ (Sodium chloridr)	CaI₂ อ่านว่า แคลเซียมไอโอไดด์ (Calcium iodide)
KBr อ่านว่า โพแทสเซียมโบรไมด์ (Potascium bromide)	CaCl₂ _{อ่านว่า แคลเซียมคลอไรด์ (Calcium chloride)}

FeCl₂ อ่านว่า ไอร์ออน (II) คลอไรด์ ( Iron (II) chloride )	CuS อ่านว่า คอปเปอร์ (I) ซัลไฟด์ ( Cupper (I) sunfide )
FeCl₃ อ่านว่า ไอร์ออน (III) คลอไรด์ ( Iron (III) chloride )	Cu₂S อ่านว่า คอปเปอร์ (II) ซัลไฟด์ ( Copper (II) sunfide )